Ligações Químicas - Iônicas, Covalentes e Metálicas e Forças Intermoleculares

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QUÍMICA I
Prof. Msc. Filipe Augusto de Jesus
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligações Químicas
Definição: “conexão” estabelecida entre dois átomos no intuito de diminuir a
energia global do sistema.
 Ligações Iônicas;
 Ligações Covalentes;
 Ligações Metálicas;
Símbolos de Lewis
• Forma de representação de um átomo e de seus elétrons de
valência;
• Um símbolo de Lewis consiste no símbolo do elemento
cercado por pontos representando seus elétrons de valência;
• Deve-se levar em consideração o emparelhamento ou os spins
paralelos dos elétrons;
Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)
Exemplos:
a) 6C
b) 8O
c) 17Cl
d) 11Na
e) 36Kr
Regra do Octeto
“Átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até 
que estejam rodeados por 8 elétrons de valência.”
Ligações Iônicas
Definição: Ligações químicas estabelecidas a partir da interação eletrostática entre
íons de cargas opostas.
Ocorrência: Este tipo de ligação é predominante quando os elementos envolvidos
no composto apresentam grande diferença de eletronegatividade (>
1,5).
Exemplos:
a) Cloreto de Sódio
b) Fluoreto de Cálcio
c) Óxido de Lítio
INa = 494 kJ.mol-1 EaCl = – 349 kJ.mol-1
• Um sólido iônico não é mantido coeso por ligações entre pares específicos
de íons. Todos os cátions atraem todos os ânions, bem como, todos os
ânions e cátions repelem seus similares.
• Pode-se então ver a ligação iônica como uma interação global característica
dos sólidos iônicos que provoca abaixamento da energia do cristal (energia
de rede) como um todo.
Consequências: As propriedades exibidas pelos compostos iônicos estão
diretamente associadas à presença de íons em suas estruturas e à magnitude da
atração eletrostática entre eles.
Alta Solubilidade;
 Compostos Eletrólitos;
Altos Pontos de Fusão e Ebulição;
 Sólidos Quebradiços;
 Nos compostos com íons pequenos e cargas elevadas, a Ep é maior;
Ligações Covalentes
Definição: Ligações químicas estabelecidas a partir do compartilhamento de um
par de elétrons entre dois átomos.
Modelo proposto por Lewis em 1916 como solução para o paradigma das
ligações químicas entre não-metais.
Ocorrência: Este tipo de ligação é majoritário quando os átomos ligantes
apresentam valores de eletronegatividade próximos e altos ( < 1,5).
Exemplos:
a) Flúor
b) Ácido Bromídrico
Classificação: Diferentes critérios podem ser utilizados para agrupar tipos de
ligações tidas como predominantemente covalentes, dentre os
quais destacam-se a polaridade e a ordem.
 Polaridade
 Ligações Covalentes Apolares: não existe diferença de eletronegatividade
entre os átomos ligantes.
Ex: H2; F2; Cl2
 Ligações Covalentes Polares: há diferença de eletronegatividade entre os
átomos envolvidos na ligação.
Ex: HF; HBr;
 Ordem
 Ligações Covalentes Simples: um único par de e- é compartilhado.
Ex: Cl2;
 Ligações Covalentes Duplas: dois pares de e- são compartilhados.
Ex: O2;
 Ligações Covalentes Triplas: três pares de e- são compartilhados.
Ex: N2;
Moléculas Poliatômicas
• Em moléculas com muitos átomos, cada um completa o seu octeto a partir do
compartilhamento de elétrons com seus vizinhos mais próximos.
Passo 1: Contar o número de elétrons de valência em cada átomo. No caso de
íons, deve-se ajustar o total em função da carga da espécie.
Passo 2: Esboçar o arranjo mais provável da conectividade dos átomos. O átomo
central é, geralmente, o de menor eletronegatividade na molécula.
Passo 3: Colocar uma ligação química (ou seja, 1 par de e-) entre cada átomo no
arranjo.
Passo 4: Completar o octeto de cada um dos átomos a partir da distribuição dos
elétrons remanescentes como pares isolados. No caso de não haver pares
de elétrons suficientes para completar o octeto, forma-se ligações
múltiplas entre átomos em que isso seja possível.
Exemplos
a) OF2
b) NH3
c) CH4
d) C2H4
e) C2H2
f) NH4+
g) ClO2-
h) CNO-
Carga Formal
Definição: Medida da redistribuição dos elétrons em uma dada estrutura de Lewis.
Considera que em uma ligação covalente a divisão do par de elétrons é
perfeita, ou seja, cada átomo tem exatamente a metade da carga
compartilhada na ligação.
𝑪𝑪𝑪𝑪 = 𝑽𝑽 − (𝑵𝑵𝑵𝑵+ 𝟏𝟏
𝟐𝟐
𝑵𝑵)
𝑪𝑪𝑪𝑪 = 𝒏𝒏º 𝒆𝒆− 𝒅𝒅𝒆𝒆 𝒗𝒗𝒗𝒗𝒗𝒗𝒗𝒏𝒏𝒗𝒗𝒗𝒗𝒗𝒗 − (𝒏𝒏𝒏 𝒆𝒆− 𝒆𝒆𝒆𝒆 𝒑𝒑𝒗𝒗𝒑𝒑𝒆𝒆𝒑𝒑 𝒗𝒗𝒑𝒑𝒊𝒊𝒗𝒗𝒗𝒗𝒅𝒅𝒊𝒊𝒑𝒑 + 𝟏𝟏
𝟐𝟐
𝒏𝒏𝒏 𝒆𝒆− 𝒆𝒆𝒆𝒆 𝒗𝒗𝒗𝒗𝒍𝒍𝒗𝒗𝒍𝒍𝒆𝒆𝒑𝒑)
• Carga Formal x Número de Oxidação;
• As cargas formais dos átomos em uma molécula são úteis na determinação
do arranjo e da estrutura de Lewis mais provável para esta.
“Uma estrutura de Lewis na qual as cargas formais dos átomos 
individuais são mais próximas de zero tipicamente representa o arranjo de 
mais baixa energia dos átomos e elétrons.”
Exemplos
a) CO2
b) N2O
c) SCN-
Ressonância
• Algumas moléculas não podem ser precisamente representadas por uma única
estrutura de Lewis por conta de suas características estruturais.
Ex: NO3-, CO32-, O3
• Faz-se então necessário utilizar os chamados híbridos de ressonância, estruturas
válidas para a representação das moléculas poliatômicas que podem apresentar
energias equivalentes ou não.
• Diz-se que em um conjunto de estruturas em ressonâncias os elétrons estão
deslocalizados, ou seja, o(s) par(es) de elétron(s) está(ão) distribuídos por
vários átomos e não pode(m) ser atribuídos a apenas uma ligação.
• A existência de estruturas de ressonância para uma molécula sempre
ocasiona abaixamento em sua energia.
Exemplos
a) NO2-
b) CO32-
c) O3
Exceções à Regra do Octeto
Hipervalência
• Elementos com orbitais d vazios e que tenham raio atômico grande o suficiente
podem formar compostos em que mais de 8 elétrons ocupem seus orbitais. Estes
são ditos compostos hipervalentes, ou diz-se que eles têm camada de valência
expandida.
• Os elétrons adicionais podem estar presentes na forma de pares isolados ou
formando mais ligações do que se esperaria normalmente.
Exemplos
a) PCl3 / PCl5
b) SF2 / SF4 / SF6
c) SO42–
Valência Incompleta
Fenômeno que acontece com compostos de Boro (5B), nos quais os átomos
deste elemento adquirem estabilidade com camada de valência ocupada por 6
elétrons. Pode acontecer, mais raramente, com o Alumínio (Al).
Exemplos
a) BF3 d) AlCl3 / Al2Cl6
b) BF4-
c) NH3BF3
Moléculas com Número Ímpar de Elétrons
A grande maioria das moléculas e íons poliatômicos tem número total de e- de
valência par. Porém, em alguns poucos casos, esse número é ímpar, o que torna
impossível emparelhar todos os elétrons e fazer com que cada átomo alcance o
octeto.
Exemplos
a) ClO2
b) NO
c) NO2
d) O2-
Polarizabilidade
Definição: característica de átomos ou íons que acarreta no surgimento de caráter
covalente em todas as ligações iônicas por conta da atração exercida pelos
cátions sobre os elétrons dos ânions presentes em um sólido iônico.
• Quanto maior a distorção causada pela força de atração dos cátions na nuvem
eletrônica dos ânions, maior o caráter covalente que a ligação adquire.
• Átomos ou íons com nuvens eletrônicas que são facilmente distorcidas são
ditos polarizáveis;
• Diz-se que os átomos ou íons que são capazes de distorcer facilmente as
nuvens eletrônicas de vizinhos têm alto poder polarizante;
Exemplo: Em qual dos seguintes compostos, NaBr e MgBr2, as ligações
químicas tem um caráter covalente maior?
Força x Comprimento de Ligações 
• As características de uma ligação química covalente estabelecida entre dois átomos,
A e B, dependem, basicamente, apenas da identidade dos átomosdiretamente
envolvidos;
Força de Ligação: é a energia total “contida” na ligação química. Essa grandeza
pode ser medida através da Energia de Dissociação (D), ou seja,
a energia necessária para separar os átomos ligados.
• Tem-se então que quanto maior o valor de D, maior a força de uma ligação
química.
Molécula D (kJ/mol)
H2 424
O2 484
N2 932
CO 1062
Tabela 1: Comparação da Magnitude das Energias de Dissociação (D) de moléculas diatômicas com
diferentes multiplicidades de ligação.
Ligação D (kJ/mol)
C–C 348
C=C 612
C⋯C 518
C≡C 837
Tabela 2: Comparação da Magnitude das Energias de Dissociação (D) de ligações químicas entre
átomos de Carbono em função da multiplicidade e da ressonância.
Ligação D (kJ/mol)
H–H 424
N–N 163
O–O 157
F–F 146
Tabela 3: Comparação da Magnitude das Energias de Dissociação (D) de ligações químicas em
moléculas diatômicas homonucleares com diferentes números de pares isolados.
Ligação D (kJ/mol)
C–F 484
C–Cl 338
C–Br 276
C–I 238
Tabela 4: Comparação da Magnitude das Energias de Dissociação (D) de ligações químicas entre o
átomo de Carbono e os átomos de Halogênio ordenados seguindo raios iônicos crescentes.
Comprimento de Ligação: distância entre os núcleos de dois átomos ligados
por meio de uma ligação covalente. Em outras
palavras, é a distância nuclear na posição de
menor energia potencial entre dois átomos.
• O comprimento de uma ligação pode ser visto também como a soma dos
raios covalentes dos átomos envolvidos na ligação.
“Ligações entre átomos com raios maiores tendem a ter maior 
comprimento que aquelas entre átomos com raios menores.”
Ligação Comprimento (pm)
H2 74
F2 142
Cl2 199
Br2 228
I2 268
Tabela 5: Comparação do comprimento de ligações químicas em moléculas diatômicas homonucleares.
“Ligações Múltiplas são mais curtas que ligações simples entre os 
mesmos átomos.”
Ligação Comprimento (pm) Ligação Comprimento (pm)
C–C 154 F–F 142
C=C 134 Cl–Cl 199
C⋯C 139 Br–Br 228
C≡C 120 I–I 268
Tabela 6: Comparação do comprimento de ligações químicas entre átomos de Carbono em função de
sua ordem e da ressonância, além das moléculas diatômicas homonucleares de halogêneos.
“Quanto mais forte for uma ligação entre dois átomos, mais curta ela será”
Ligação D (kJ/mol) Comprimento (pm)
C–C 348 154
C=C 612 134
C⋯C 518 139
C≡C 837 120
Tabela 7: Comparação da Magnitude das Energias de Dissociação (D) de ligações químicas entre
átomos de Carbono em função da multiplicidade e da ressonância.
Ligações Metálicas
Definição: ligações químicas estabelecidas entre cátions de metais por meio da
interação destes com elétrons que formam uma espécie de “mar” ao
redor dos íons.
Ocorrência: Este tipo de ligação é predominante quando os elementos envolvidos
são metais, que tendem a perder elétrons.
• Metais não têm elétrons de valência suficientes para satisfazer suas “necessidades”
em termos de ligações químicas localizadas formadas pela interação com pares de
elétrons, de modo então que os elétrons de valência são compartilhados
coletivamente.
• O modelo do mar de elétrons define um metal como um arranjo de cátions metálicos
imerso em um “mar” de elétrons de valência. Neste modelo, os elétrons estão
confinados no metal por conta das atrações eletrostáticas geradas pelos cátions.
• Os elétrons são distribuídos uniformemente por toda a estrutura e tem mobilidade pelo
fato de não estarem confinados em nenhum íon metálico em particular. Os elétrons em
estruturas metálicas são então chamados de elétrons livres.
• A mobilidade eletrônica tem como consequências as altas condutividades elétrica
e térmica dos metais.
• A habilidade dos metais em se deformar pode ser explicada pelo fato de os
metais formarem ligações com muitos vizinhos. Mudanças nas posições dos
átomos causadas por deformação são parcialmente compensadas por uma
redistribuição dos elétrons.
FORÇAS INTERMOLECULARES
Definição: forças resultantes da interação, atrativa ou repulsiva, das
espécies químicas envolvidas na constituição de uma dada
substância.
Consequências: resultam na existência de diferentes fases da matéria,
dentre as quais estão os conhecidos estados sólido, líquido
e gasoso.
• Fase: forma da matéria uniforme ao longo de toda sua extensão.
Exemplos: Carbono Diamante – rígido, transparente e extremamente caro
Carbono Grafite – quebradiço, preto e barato
“Fases condensadas são formadas quando as forças de atração entre as 
moléculas mantém-as ‘unidas’. Por outro lado, quando a distância se 
torna muito pequena, as forças de repulsão são predominantes.”
Tipos de Forças Intermoleculares
1) Forças de Interação Íon–Dipolo;
2) Forças de Interação Dipolo–Dipolo; 
3) Forças de London ou Dipolo Induzido–Dipolo Induzido;
4) Ligações de Hidrogênio
1) Forças de Interação Íon–Dipolo
Definição: forças resultantes da interação entre um íon e a carga parcial,
positiva ou negativa, adquirida por parte de uma molécula polar.
Ocorrência: O principal exemplo deste tipo de interação ocorre em espécies
iônicas hidratadas em solução.
• Interações de curto alcance, que só são realmente consideráveis quando o
íon e a molécula polar estão muito próximos.
• Por serem de curto alcance, sofrerão forte influência do raio iônico das
espécies que interagem.
“A força da interação íon-dipolo é maior quanto menor for o raio do íon”
Sais Hidratados
Sais Anidros
• No caso de íons com aproximadamente o mesmo tamanho, o fator que
diferencia a magnitude da interação íon-dipolo é a carga deles.
Exemplos: BaCl2.2H2O x KCl
135 pm 138 pm
La(NO3)3.6H2O La2(SO4)3.9H2O
122 pm
2) Forças de Interação Dipolo–Dipolo
Definição: forças resultantes da interação entre dipolos, positivos e negativos,
existentes em moléculas polares.
• São forças que apresentam uma dependência ainda maior da distância que as
íon-dipolo, em virtude do cancelamento da interação de ambas as espécies
com o maior distanciamento entre elas.
• Como a magnitude das forças de interação dipolo-dipolo está diretamente
relacionada ao momento de dipolo da molécula, quanto mais polar esta,
mais fortes serão as forças de interação atuantes nela.
Exemplo: HCl x HBr
3) Forças de London
Definição: forças resultantes da interação entre dipolos, positivos e negativos,
existentes, num determinado instante, em todas as moléculas. São
as únicas forças intermoleculares existentes em moléculas apolares.
• As Forças de London apresentam dependência lógica da polarizabilidade das
moléculas que interagem, o que naturalmente as torna menos pronunciadas
que as Forças de Dipolo-Dipolo.
• Como a magnitude das Forças de London está diretamente relacionada
a polarizabilidade da molécula, quanto mais polarizável esta for, mais
fortes serão as forças de interação atuantes nela.
Exemplo: F2(g) x Cl2(g) x Br2(l) x I2(s)
4) Ligações de Hidrogênio
Definição: força intermolecular resultante da interação de um átomo de
Hidrogênio, ligado a um átomo pequeno e altamente eletronegativo
(F, O ou N), com um par de elétrons de um átomo de F, O ou N em
uma molécula vizinha.
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	FORÇAS INTERMOLECULARES
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	Tipos de Forças Intermoleculares
	1) Forças de Interação Íon–Dipolo
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	Número do slide 63
	Número do slide 64
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	2) Forças de Interação Dipolo–Dipolo
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	Número do slide 68
	3) Forças de London
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	4) Ligações de Hidrogênio
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	Número do slide 73